Les gaz jouent un rôle crucial dans diverses réactions chimiques, et la compréhension de la stœchiométrie des gaz est essentielle pour prédire les résultats des réactions impliquant des gaz. La stœchiométrie, à la base, traite du calcul des réactifs et des produits dans les réactions chimiques. Dans cette leçon, nous nous concentrerons sur la stœchiométrie des gaz, qui implique les relations entre le volume, la pression, la température et le nombre de moles dans les réactions chimiques avec des substances gazeuses.
La notion de volume molaire est fondamentale en stœchiométrie des gaz. Il est défini comme le volume occupé par une mole de gaz. À température et pression standard (STP), soit 0°C (273,15 K) et 1 atm de pression, une mole de n'importe quel gaz parfait occupe 22,4 litres. Cette hypothèse est basée sur la loi des gaz parfaits :
\( PV = nRT \)Où:
Lorsqu’il s’agit de réactions chimiques impliquant des gaz, la stœchiométrie devient légèrement plus impliquée. La clé ici est de convertir des quantités données en moles, car la stœchiométrie traite du rapport molaire entre les réactifs et les produits. Considérons la combustion du méthane (CH 4 ), un gaz courant, en présence d'oxygène pour produire du dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau :
\(\textrm{CH}_4 + 2\textrm{Ô}_2 \rightarrow \textrm{CO}_2 + 2\textrm{H}_2\textrm{Ô} \)Cette équation nous dit qu'1 mole de méthane réagit avec 2 moles d'oxygène pour produire 1 mole de dioxyde de carbone et 2 moles de vapeur d'eau. Si l’on connaît le volume de méthane à STP, nous pouvons utiliser le volume molaire pour trouver les moles de méthane, puis appliquer le rapport molaire pour trouver les volumes des autres gaz impliqués.
Disons que nous avons 22,4 litres de méthane à STP, ce qui équivaut à 1 mole de méthane. En utilisant la stœchiométrie de la réaction, on peut calculer le volume d’oxygène nécessaire et le volume de dioxyde de carbone et de vapeur d’eau produits :
Souvent, dans les réactions impliquant des gaz, un réactif sera consommé avant les autres, déterminant ainsi l’ampleur de la réaction. Ce réactif est appelé réactif limitant. L'identification du réactif limitant est cruciale pour prédire avec précision la quantité de produits formés. Cela peut être fait en calculant les moles de chaque réactif en fonction de leurs volumes et en appliquant les relations stoechiométriques de la réaction.
Bien que la loi des gaz parfaits \(PV = nRT\) soit essentielle pour comprendre le comportement des gaz dans diverses conditions, elle joue également un rôle central dans la stœchiométrie. Il permet la conversion entre le volume, la pression, la température et les moles d'un gaz, élargissant ainsi notre capacité à résoudre les problèmes stœchiométriques au-delà des conditions STP.
Par exemple, si une réaction a lieu à une température ou une pression différente de celle de STP, les volumes de gaz impliqués peuvent toujours être calculés en trouvant d'abord les moles de gaz à STP, puis en appliquant la loi des gaz parfaits pour trouver de nouveaux volumes dans les conditions données. . Cette étape est essentielle lorsqu’il s’agit de scénarios réels où les réactions ne se produisent pas toujours dans des conditions standard.
Un exemple de stœchiométrie des gaz dans une application réelle peut être vu dans le mécanisme de déploiement des airbags dans les véhicules. Le gonflement rapide d’un airbag est le résultat d’une réaction chimique qui produit un grand volume de gaz en très peu de temps. L'azoture de sodium (NaN 3 ) est couramment utilisé, il se décompose pour produire de l'azote gazeux (N 2 ) lors de l'impact :
\(2\textrm{NaN}_3 \rightarrow 2\textrm{N / A} + 3\textrm{N}_2\)Cette réaction produit rapidement de l'azote gazeux, gonflant l'airbag et amortissant l'impact pour les occupants du véhicule. Ici, la stœchiométrie est utilisée pour calculer la quantité précise d'azoture de sodium nécessaire pour produire suffisamment d'azote gazeux pour remplir l'airbag jusqu'au volume souhaité en millisecondes.
Bien que nous ne soyons peut-être pas en mesure de simuler la réaction chimique utilisée lors du gonflage des airbags pour des raisons de sécurité, nous pouvons observer des changements de volume de gaz dans des réactions plus simples. Par exemple, la réaction entre le vinaigre (acide acétique) et le bicarbonate de soude (bicarbonate de sodium) produit du dioxyde de carbone :
\(\textrm{CH}_3\textrm{COOH} + \textrm{NaHCO}_3 \rightarrow \textrm{CH}_3\textrm{COONa} + \textrm{H}_2\textrm{Ô} + \textrm{CO}_2\)En effectuant cette réaction dans un système fermé avec un ballon attaché, nous pouvons observer visuellement le gaz produit en gonflant le ballon. Le volume de gaz produit peut alors être lié à la stœchiométrie de la réaction, offrant ainsi un exemple tangible de la stœchiométrie des gaz à l’œuvre.
Bien que les principes de la stœchiométrie des gaz soient simples, les applications réelles peuvent présenter des complications. Des facteurs tels que le comportement imparfait des gaz dans certaines conditions, la pureté des réactifs et la vitesse de réaction peuvent affecter le résultat. Ces aspects doivent être pris en compte, en particulier dans les applications industrielles où la précision est essentielle.
La stœchiométrie des gaz constitue un outil puissant pour comprendre et prédire les résultats des réactions chimiques impliquant des gaz. En appliquant des concepts tels que la loi des gaz parfaits, le volume molaire et les réactifs limitants, nous pouvons calculer les volumes de gaz impliqués dans les réactions dans diverses conditions. Que ce soit dans les milieux éducatifs, les applications industrielles ou même dans les produits du quotidien comme les airbags, les principes de la stœchiométrie des gaz ont des implications et des applications de grande envergure.
